Tetraidroalluminato di litio

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Tetraidroalluminato di litio
Modello ball and stick della cella unitaria del litio alluminio idruro
Modello ball and stick della cella unitaria del litio alluminio idruro
Campione cristallino di litio alluminio idruro al microscopio elettronico a scansione
Campione cristallino di litio alluminio idruro al microscopio elettronico a scansione
Nome IUPAC
tetraidroalluminato di litio
Abbreviazioni
LAH
Nomi alternativi
litio alluminio idruro, idruro di litio e alluminio,
alanato di litio
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareLiAlH4
Peso formula (u)37,95
Aspettocristalli bianchi (puro)
polvere grigia (prodotto commerciale)
igroscopico
Numero CAS16853-85-3
Numero EINECS240-877-9
PubChem28112
SMILES
[Li+].[AlH4-]
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)0,917
Solubilità in acquareagisce violentemente
Temperatura di fusione423 (150 °C) decomposizione
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)-191
Indicazioni di sicurezza
Punto di fiamma398 (125 °C)
Simboli di rischio chimico
Corrosivo Facilmente infiammabile
Frasi R15, 35
Frasi S7/8, 26, 36/37/39, 43, 45
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Il tetraidroalluminato di litio o litio alluminio idruro, comunemente abbreviato come LAH, è il composto inorganico di formula LiAlH4. Fu preparato per la prima volta da Finholt, Bond e Schlesinger nel 1947.[1] Il composto è usato come riducente in sintesi organica, specie per ridurre esteri, acidi carbossilici e ammidi. È un solido che reagisce pericolosamente con l'acqua liberando idrogeno gassoso (H2). Alcuni suoi derivati sono stati studiati al fine di immagazzinare idrogeno.

Proprietà

LAH è un solido bianco, ma i campioni commerciali sono in genere grigi per la presenza di impurezze.[2] Può essere purificato per ricristallizzazione da etere dietilico; per operazioni su larga scala si usa un estrattore Soxhlet. Nelle sintesi si usa comunemente il composto impuro grigio, dato che le impurezze sono innocue e possono essere facilmente separate dai prodotti organici. LAH in polvere è piroforico, mentre non lo è in cristalli più grossi.[3] Alcuni campioni commerciali contengono olio minerale per inibire la reazione con l'umidità atmosferica, ma in genere il prodotto è chiuso in sacchi di plastica a prova di umidità.[4]

LAH reagisce con l'umidità atmosferica, e violentemente con l'acqua, sviluppando idrogeno:[2]

LiAlH4 + 4H2O → LiOH + Al(OH)3 + 4H2

La reazione è un metodo utile per produrre idrogeno in laboratorio. Vecchi campioni di LAH rimasti esposti all'aria sono spesso di colore bianco perché hanno assorbito abbastanza acqua da produrre una miscela di idrossido di litio e idrossido di alluminio, che sono entrambi bianchi.[5]

Stabilità

LAH è stabile a temperatura ambiente in aria secca, ma si decompone rapidamente in presenza di umidità. Oltre i 100 °C si decompone, formando Li3AlH6 e altri prodotti. Lo studio del meccanismo di decomposizione ha evidenziato un processo a tre stadi:[6][7][8]

Calorimetria differenziale a scansione di un campione commerciale di LiAlH4.
3LiAlH4 → Li3AlH6 + 2Al + 3H2    (R1)
2Li3AlH → 6LiH + 2Al + 3H2        (R2)
2LiH + 2Al → 2LiAl + H2             (R3)

La reazione R1 inizia con la fusione di LAH nell'intervallo di temperature 150−170 °C,[9][10][4] subito seguita dalla decomposizione con formazione del solido Li3AlH6, anche se è noto che la reazione R1 può avvenire anche a temperatura minore del punto di fusione di LiAlH4.[4] A circa 200 °C Li3AlH6 si decompone formando LiH (R2) e Al,[6][8][4] che poi si convertono in LiAl sopra i 400 °C (R3).[8] R1 è una reazione irreversibile. R3 è reversibile, con una pressione di equilibrio di circa 0,25 bar a 500 °C. R1 e R2 possono avvenire a temperatura ambiente con catalizzatori adatti.[11]

Solubilità

LAH è solubile in molti eteri, ma tende a decomporsi spontaneamente a causa della presenza di impurezze presenti anche in quantità catalitica. In THF è meno solubile, ma più stabile, e di conseguenza in genere si preferisce usare THF anziché eteri.[12]

Struttura

Struttura cristallina del LAH; gli atomi di litio sono porpora e i tetraedri AlH4 sono marroni.

LAH cristallizza nel gruppo spaziale monoclino P21c. La cella elementare è definita dai parametri a = 4,82, b = 7,81, c = 7,92 Å, α = γ = 90° e β = 112°. Nel solido i centri Li+ sono attorniati da cinque tetraedri AlH4−. I centri Li+ sono legati ad un atomo di idrogeno di ciascuno dei tetraedri formando una disposizione a bipiramide. A pressione molto elevata (>2,2 GPa) si può avere una transizione di fase ottenendo la forma β-LAH.[13]

Diffrazione a raggi X di LiAlH4 appena ricevuto. L'asterisco designa una impurezza, forse LiCl.

Sintesi

LiAlH4 fu originariamente preparato facendo reagire idruro di litio e cloruro di alluminio:[1][2]

4LiH + AlCl3 → LiAlH4 + 3LiCl

Oltre a questo metodo, la sintesi industriale[14] prevede di sintetizzare dapprima il sodio alluminio idruro a partire dagli elementi a temperatura e pressione elevata:

Na + Al + 2H2 → NaAlH4

LiAlH4 è quindi ottenuto per metatesi con LiCl:

NaAlH4 + LiCl → LiAlH4 + NaCl

Applicazioni

In chimica organica

LiAlH4 è molto usato in chimica organica, dato che può reagire come riducente con più di 60 gruppi funzionali.[2] Nonostante questa versatilità, l'uso di LiAlH4 è in declino, spesso sostituito da reagenti più selettivi e più economici come i boroidruri e altri idruri di alluminio come Na[AlEt2H2] e Na[Al(OCH2CH2OMe)2H2].[15] LiAlH4 è più potente del boroidruro di sodio, NaBH4, perché il legame Al−H è più debole del legame B−H.[16] In genere viene usato in soluzione di etere dietilico, con successivo trattamento acido. Converte esteri, acidi carbossilici, aldeidi e chetoni nei corrispondenti alcoli. Analogamente converte ammidi, nitroderivati, nitrili, immine, ossime e azidi nelle rispettive ammine. Riduce i cationi di ammonio quaternario nelle corrispondenti ammine terziarie.

LiAlH4 è usato soprattutto per ridurre esteri[17][18] e acidi carbossilici[19] ad alcoli primari; prima dell'avvento di LiAlH4 questa conversione era difficile e richiedeva l'uso di sodio metallico in etanolo bollente (riduzione di Bouveault-Blanc). Anche aldeidi e chetoni[20] possono essere ridotti ad alcoli con LiAlH4, ma di solito si opera con reagenti più blandi come NaBH4; chetoni α,β-insaturi sono ridotti ad alcoli allilici.[21] Quando si usa LiAlH4 per ridurre epossidi, il reagente attacca l'estremità dell'epossido con meno ingombro sterico, e in genere si ottiene un alcol secondario o terziario.

La riduzione parziale di cloruri acilici per ottenere le corrispondenti aldeidi non si può effettuare con LiAlH4 perché quest'ultimo riduce direttamente all'alcole primario. Bisogna usare invece il litio alluminio tri(t-butossi)idruro, che reagisce più velocemente con il cloruro acilico che con l'aldeide.

alcolEpossidoalcolalcolalcolAldeideNitrileAmmideAmminaAcido carbossilicoalcolAzideAmminaEstereChetone

Usando LiAlH4 si possono preparare ammine per riduzione di ammidi,[22][23] ossime,[24] nitrili, nitrocomposti o azidi alchiliche.

LiAlH4 riduce anche gli alogenuri alchilici ad alcani, ma questa reazione viene usata raramente.[25][26] Gli ioduri alchilici reagiscono più velocemente, i bromuri alchilici sono meno veloci, e i cloruri alchilici ancora meno. Gli alogenuri primari sono più reattivi di quelli secondari. Gli alogenuri terziari reagiscono solo in alcuni casi.[27]

LiAlH4 non riduce alcheni e areni semplici. Gli alchini sono ridotti solo se vicini ad un gruppo alcolico.[28]

In chimica inorganica

LiAlH4 è molto usato per preparare idruri degli elementi dei gruppi principali e dei metalli di transizione, a partire da alogenuri metallici. Ad esempio si può preparare idruro di sodio, NaH, usando il cloruro di sodio, NaCl, con la seguente reazione:[29]

LiAlH4 + 4NaCl → 4NaH + LiCl + AlCl3

LiAlH4 reagisce con leganti inorganici tipo NH3, PH3 e AsH3 riducendoli e coordinandoli.[29] Ad esempio

LiAlH4 + NH3 → Li[Al(NH2)4]

Immagazzinamento di idrogeno

LiAlH4 contiene il 10,6% in peso di idrogeno ed è quindi un materiale su cui si sta speculando per immagazzinare idrogeno su futuri veicoli alimentati con pile a combustibile. Questi studi si sono intensificati da quando si è trovato che NaAlH4 drogato con titanio assorbe reversibilmente idrogeno.[30] Un notevole sforzo di ricerca è stato rivolto ad accelerare la cinetica di decomposizione drogando il materiale con un catalizzatore e usando un mulino a biglie.[31] Per sfruttare totalmente la quantità di idrogeno presente occorre deidrogenare anche l'intermedio LIH. Data la sua elevata stabilità termodinamica, questa reazione si può ottenere solo ad una temperatura oltre 400 °C, che non è considerata praticabile su un veicolo. Se ci si accontenta di arrivare a LiH + Al come prodotti finali, la capacità di immagazzinare idrogeno si riduce al 7,96% in peso. Un altro problema da risolvere per chiudere il ciclo è riformare LiAlH4; questo processo richiede pressioni di idrogeno molto elevate, oltre 10000 bar,[31] perché LiAlH4 è un composto relativamente poco stabile. Basando un ciclo sulla sola reazione R2 (vedi sopra), cioè usando Li3AlH6 come materiale di partenza, si otterrebbe un immagazzinamento del 5,6% in peso di idrogeno in un singolo processo. Sinora i vari tentativi in tal senso non hanno avuto successo.

Sicurezza

Come tutti gli idruri dei metalli alcalini e alcalino terrosi, anche LiAlH4 è pericoloso perché è corrosivo e infiammabile. A contatto con la pelle provoca gravi ustioni. La reazione con l'acqua è violenta e fortemente esotermica, così che l'idrogeno gassoso liberato può infiammarsi spontaneamente.[32]

Note

  1. ^ a b (EN) A. E. Finholt, A. C. Bond Jr., e H. I. Schlesinger, Lithium aluminum hydride, aluminum hydride and lithium gallium hydride, and some of their applications in organic and inorganic chemistry, in J. Am. Chem. Soc., vol. 69, n. 5, 1947, pp. 1199–1203, DOI:10.1021/ja01197a061. URL consultato il 31-1-2011.
  2. ^ a b c d (EN) G. C. Gerrans e P. Hartmann-Petersen, Sasol encyclopaedia of science and technology, New Africa Books, 2007, ISBN 1869283848.
  3. ^ (EN) R. Keese, M. Brändle, T. P. Toube, Practical organic synthesis: a student's guide, John Wiley and Sons, 2006, ISBN 0470029668.
  4. ^ a b c d (EN) A. Andreasen, T. Vegge e A.S. Pedersen, Dehydrogenation kinetics of as-received and ball-milled LiAlH4, in J. Solid State Chem., vol. 178, n. 12, 2005, pp. 3672-3678, DOI:10.1016/j.jssc.2005.09.027. URL consultato il 31-1-2011. Errore nelle note: Tag <ref> non valido; il nome "Andreasen" è stato definito più volte con contenuti diversi
  5. ^ (EN) R. P.Pohanish, Sittig's handbook of toxic and hazardous chemicals and carcinogens, 5ª ed., Norwich, N. Y., William Andrew, 2008, ISBN 978-0-8155-1553-1.
  6. ^ a b (EN) T. N. Dymova, D. P. Aleksandrov, V. N. Konoplev, T. A. Silina, e A. S. Sizareva, Russ. J. Coord. Chem., vol. 20, 1994, p. 1230.
  7. ^ (EN) J. A. Dilts e E. C. Ashby, Thermal decomposition of complex metal hydrides, in Inorg. Chem., vol. 11, n. 6, 1972, pp. 1230-1236, DOI:10.1021/ic50112a015. URL consultato il 2-2-2011.
  8. ^ a b c (EN) D. Blanchard, H. W. Brinks, B. C. Hauback e P. Norby, Desorption of LiAlH4 with Ti- and V-based additives, in Mat. Sci. Eng. B, vol. 108, n. 1-2, 2004, pp. 54-59, DOI:10.1016/j.mseb.2003.10.114. URL consultato il 2-2-2011.
  9. ^ (EN) J. Chen, N. Kuriyama, Q. Xu, H. T. Takeshita, e T. Sakai, Reversible hydrogen storage via titanium-catalyzed LiAlH4 and Li3AlH6, in J. Phys. Chem. B, vol. 105, n. 45, 2001, pp. 11214–11220, DOI:10.1021/jp012127w. URL consultato il 2-2-2011.
  10. ^ (EN) V.P. Balema, V.K. Pecharskya e K.W. Dennis, Solid state phase transformations in LiAlH4 during high-energy ball-milling, in Journal of Alloys and Compounds, vol. 313, n. 1-2, 2000, pp. 69-74, DOI:doi=10.1016/S0925-8388(00)01201-9. URL consultato il 2-2-2011.
  11. ^ (EN) V. P. Balema, J. W. Wiench, K. W. Dennis, M.Pruski e V. K. Pecharsky, Titanium catalyzed solid-state transformations in LiAlH4 during high-energy ball-milling, in Journal of Alloys and Compounds, vol. 329, n. 1-2, 2001, pp. 108-114, DOI:10.1016/S0925-8388(01)01570-5. URL consultato il 2-2-2011.
  12. ^ (EN) V. I. Mikheeva e E. A. Troyanovskaya, Solubility of lithium aluminum hydride and lithium borohydride in diethyl ether, in Russ. Chem. Bull., vol. 20, n. 12, 1971, pp. 2497-2500, DOI:10.1007/BF00853610. URL consultato il 31-1-2011.
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  19. ^ (EN) B. Koppenhoefer e V. Schurig,, Articolo (R)-alkyloxiranes of high enentiomeric purity from (S)-2-chloroalkanoic acids via (S)-2-chloro-1-alkanols: (R)-methyloxirane, in Org. Synth., vol. 66, 1988, p. 160. URL consultato il 2-2-2011.
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  25. ^ (EN) J. E. Johnson, R. H. Blizzard e H. W. Carhart, Hydrogenolysis of alkyl halides by lithium aluminum hydride, in J. Am. Chem. Soc., vol. 70, n. 11, 1948, pp. 3664–3665, DOI:10.1021/ja01191a035. URL consultato il 2-2-2011.
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  29. ^ a b (EN) P. Patnaik, Handbook of inorganic chemicals, McGraw-Hill, 2003, ISBN 978-0-07-049439-8.
  30. ^ (EN) B. Bogdanovic e M. Schwickardi, Ti-doped alkali metal aluminium hydrides as potential novel reversible hydrogen storage materials, in Journal of Alloys and Compounds, vol. 253-254, 1997, pp. 1-9, DOI:10.1016/S0925-8388(96)03049-6. URL consultato il 2-2-2011.
  31. ^ a b (EN) R. A. Varin, T. Czujko, and Z. S. Wronski, Nanomaterials for solid state hydrogen storage, Springer, 2008, ISBN 978-0387777115.
  32. ^ Scheda di sicurezza di LiAlH4 (PDF), su carloerbareagenti.com. URL consultato il 3-2-2011.
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